Post on 14-Sep-2018
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La matière• Chimie : science qui étudie la
composition, les réactions et lespropriétés de la matière.
• Matière : substance composanttout corps ayant une réalitétangible. Elle occupe un espace etpossède une masse.
• Changements physiques /chimiques
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La classification de la matière
Contientseulement des
atomes de mêmetype
Contient desatomes de
différents types
Composition etpropriétésuniformes
Composition oupropriétésvariables
Le fer, le cuivre,l'oxygène O
2
Le gaz carboniqueCO
2, le sel NaCl
Eau de mer,alliages
métalliques
Vinaigrette,chaudrée de
palourdes
UICPAUICPA
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ExempleClasse les éléments suivants dans une descatégories :– Eau– Oxygène– Iodure de potassium– Jus d'orange– Huile– Ammoniaque– Air– Acide chlorhydrique
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Les états de la matière
Volume et forme fixes Volume fixe / formevariable
Volume et formevariables
incompressible incompressible compressible
Forces d'attraction entreles particules élevées
Forces d'attraction entreles particules faibles
Forces d'attraction entreles particules nulles
Les particules vibrent Les particules vibrent etpivotent
Les particules vibrent,pivotent et glissent
condensation
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Les réactions chimiques• Une réaction chimique est un processus qui a pour
conséquence la transformation de réactifs enproduits.
NaCl(s) ➝ Na+(aq) + Cl-(aq)
Le + signifie "réagit avec"
La flèche indique le sens de la réaction
– (g) = gazeux– (s) = solide– (l) = liquide– (aq) = aqueux
Anion : substance chargéenégativementCation : substance chargéepositivement
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Différents types de réaction• Réactions de synthèse :
C(s) + O2(g) CO
2(g)
• Réactions de décomposition :
2 NO(g) N2(g) + O
2 (g)
• Réactions de déplacement simple :
CuCl2(aq) + Fe(s) FeCl2(aq) + Cu(s)
• Réactions de déplacement double :
HNO3 + KOH KNO3 + H2O
• Réactions de combustion :
C5H12(l) + 8 O2(g) 5 CO2(g) + 6 H2O(l)
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Loi de conservation
Lavoisier (1743-1794) : “Rien ne se perd, rien ne secrée, tout se transforme”
Dans un système fermé, pendant une réactionchimique, il y a :
Conservation de la masseConservation du nombre et du type d'atomesConservation des charges électriquesConservation de l'énergie
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Exemple : équilibre les réactions suivantes
• H2S + PbCl
2 PbS + HCl
• (NH4)
3PO
4 + NaOH Na
3PO
4 + NH
3 + H
2O
• C19
H17
NO3 + O
2 CO
2 + H
2O + N
2
• Cr2(SO
4)
3 + KI + KIO
3 + H
2O Cr(OH)
3+ K
2SO
4 + I
2
• MoCl3 + O
2 + AgCl MoCl
4 + Ag
2O
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La mole• 1 mol = le nombre d'atomes de carbone dans 12 g
de carbone 12.
• 1 mol = 6,02 x 1023 atomes ou moléculesNombre d'Avogadro = N
A ou L = 6,02 x 1023 mol-1
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La masse atomique
• La masse d'un atome estextrêmement faible et difficile àexprimer en kilogrammes
• Notion de masse atomiquerelative par comparaison despoids des atomes à celui du 12C
masse de 12C = 12 unités donc1/12e de masse de 12C = 1
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La masse atomique relative
La masse atomique ou moléculaire relative n'a pas d'unité.
La masse atomique ou moléculaire moyenne est la moyennedes masses des isotopes selon leur pourcentage.
Ar=12×masse atomique moyenne de la substance
masse d ' un atome de carbone12
M r=12×massemoléculaire moyenne de la substancemasse atomique d ' un atome de carbone 12
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La masse molaire• La masse molaire est la masse d'une mole de
molécules ou d'atomes. Elle est exprimée en g/mol.
• La masse molaire d'un élément en grammes est celleindiquée dans le tableau périodique.
Exemple : masse atomique relative = 12,01 masse molaire du carbone = 12,01 g/mol
On garde généralement 4 chiffres significatifs
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Volume molaire
Hypothèse d'Avogadro
À température et pression égales, deux volumesidentiques de gaz différents contiennent le mêmenombre de particules.
V1 = V
2 => n
1 = n
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Le volume molaire est le volume occupé par 1 mole degaz dans des conditions normalisées de températureet de pression (CNTP).
CNTP : 1013 hPa et 273.15 K (0°C)Volume molaire = 22.7 dm3 mol-1
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Exemple
• Quel est le volume occupé par 12,5 moles de NH3(g)
aux CNTP ?
• Combien y a-t-il de moles dans 375 cm3 de SO3(g) aux
CNTP ?
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Les conversions
Nombre de moles
Nombre demolécules
x 6,02 1023
/ 6,02 1023
Volume
Masse
/ masse molaire
x masse molaire
/ 22,7
x 22,7
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Formule empirique
• La formule empirique d'une substance est celledéterminée par l'expérimentation : elle indique dansquel rapport se trouvent les éléments présents dansune molécule.
• Exemple : l'eau oxygénée
– formule moléculaire : H2O
2
– formule empirique : HO
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Exemple
animation
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Exemple 1 : quelle est la formule empiriqued'une substance composée en masse de80,0 % de carbone et 20,0 % d'hydrogène ?
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Exemple 2 : une molécule a pour formuleempirique HO et une masse molaire de 34,0g. Quelle est sa formule moléculaire ?
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Exemple 3 : Un gaz a pour formuleempirique POF
3. Si 0,350 litre de ce gaz
pèse 1,62 g, quelle est la formulemoléculaire de ce gaz ?
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Soluté, solvant et solution
• Soluté : le produit que l'ondissout
• Solvant : le liquide danslequel on dissout le soluté
• Solution : le résultat ie lesoluté dissout dans lesolvant
Quand on parle desolution plus ou moinsconcentrée, on se réfèretoujours au soluté
Une solution est toujourshomogène sinon on parlede précipitation.
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Molarité• La molarité ou concentration molaire est le nombre de
moles de soluté contenu dans 1 dm3 de solution
Elle s'exprime en moles par dm3 c = n / v
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Dilution / concentration• Dilution : diluer une solution consiste à ajouter du
solvant pour faire diminuer la molarité
• Concentration : concentrer une solution consiste àévaporer la solution pour augmenter la molarité
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Exemple 1
Si 200,0 cm3 de NaCl de concentration 0,500 mol.dm-3 sont ajoutés à 300,0 cm3 d'eau, quelle est laconcentration de NaCl après dilution ?
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Exemple 2
Si 300,0 cm3 de NaCl de concentration 0,250 mol.dm-3 sont ajoutés à 500,0 cm3 de NaCl de concentration0,100 mol.dm-3, quelle est la concentration de NaClaprès mélange ?
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La stoechiométrieLa stoechiométrie mesure la relation entre les quantités deréactifs consommés et les quantités de produits résultants.
2 moléculesd'hydrogène
1 moléculed'oxygène
2 moléculesd'eau
1 moled'oxygène
2 molesd'hydrogène
2 moles d'eau
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Exemple
Dans la réaction N2 + 3 H
2 à 2 NH
3,
combien de molécules de N2 sont nécessaires pour
réagir avec 15 molécules de H2 ?
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Exemple
Dans la réaction N2 + 3 H
2 à 2 NH
3,
combien de moles de NH3 sont produites quand 18
moles de H2 sont utilisées ?
37
ExempleSoit la réaction de combustion du propane :
C3H
8(g) + 5 O
2(g) à3 CO
2(g) + 4 H
2O(l)
Quelle masse de gaz carbonique est produite si 2,00
moles d'oxygène sont utilisées ?
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ExempleSoit la réaction de combustion du propane :
C3H
8(g) + 5 O
2(g) à3 CO
2(g) + 4 H
2O(l)
Quelle masse de propane est nécessaire pour
produire 100,0 g d'eau ?
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ExempleSoit la réaction de combustion du propane :
C3H
8(g) + 5 O
2(g) à3 CO
2(g) + 4 H
2O(l)
Quelle masse d'eau est produite
si 50,0 dm3 de dioxyde de carbone sont
également produits (CNTP) ?
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Exemple
Soit la réaction de combustion du propane :
C3H
8(g) + 5 O
2(g) à3 CO
2(g) + 4 H
2O(l)
Quel volume d'oxygène est consommé si 10,0 dm3 de
gaz carbonique sont produits ?
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ExempleUn comprimé de Tums a une masse de 0,750 g. Il contient
essentiellement du carbonate de calcium qui réagit avec
l'acide gastrique (HCl de concentration 0,0010 mol.dm-3)
suivant la réaction suivante :
CaCO3(s) + 2 HCl(aq) → CaCl
2(aq) + CO
2(g) + H
2O(l)
Quel volume d'acide gastrique est neutralisé
par un comprimé ?
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Exemple
Quel volume de gaz carbonique est produit si 1,25
dm3 de HCl de molarité 0,0055 mol.dm-3 réagit avec
des comprimés Tums ?
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Deux types de calculs Équation avec des quantités stoechiométriques :– Les réactifs sont en suffisance et ils sont tous entièrement
consommés pendant la réaction. Le calcul stoechiométriquepeut être fait avec l'un ou l'autre des réactifs sans distinction.
C'est une situation idéale mais peu réaliste
Équation avec des quantités non stoechiométriques :– L'un des réactifs est en défaut et l'autre réactif est en excès
– Le réactif en défaut est appelé le réactif limitant : c'est lui quiva déterminer la quantité de produit qui va être formée.
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Exemple
Si 20,0 g de H2(g) réagissent avec 100,0 g d'O
2(g)
suivant la réaction :2 H
2(g) + O
2(g) à 2 H
2O(l)
Quel réactif est en excès ? De combien de grammes ?
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Exemple
Si 56,8 g de FeCl2, 14,0 g de KNO
3 et 40,0 g de HCl
sont mélangés et réagissent suivant la réaction :
3 FeCl2 + KNO
3 + 4 HCl à 3 FeCl
3 + NO + 2 H
2O + KCl
Quel réactif est limitant ?
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Notion de rendement
Le rendement d'une réaction est une mesure enpourcentage de son efficacité :
Rendement= masse de produit obtenumasse de produit attendu
×100
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Exemple
15 g de CH4 réagissent avec un excès de Cl
2 pour
former un total de 29,7 g de CH3Cl suivant la réaction :
CH4 + Cl
2 à CH
3Cl + HCl
Quel est le rendement de cette réaction ?
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La chimie verte
Le concept d'économie atomique ou économie del'atome veut remplacer le concept plus traditionnelde rendement.
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Les gaz• Ils sont compressibles on peut réduire l'espace
qu'ils occupent.
• Ils sont expansibles ils occupent tout l'espacedisponible.
• Deux gaz mis en contact vont se mélanger
• 11 éléments gazeux aux conditions habituellesde température et de pression.
(1 atm = 101,35 kPa et 25°C)
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Loi de Gay-Lussac
À pression constante, levolume est proportionnel àla température.
V ∝ T
À température constante,le volume est inversementproportionnel à lapression.
Loi de Boyle-Mariotte
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Équation des gaz parfaits
PV = nRT
Pression Volume Température
Nombre de moles
Constante des gaz parfaits :R = 8,31 Pa x m3 / mol x K
en pascalen m3 en Kelvin
en mol
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Qu'est-ce qu'un gaz parfait ?
• Un gaz est dit parfait lorsqu'il se comporte suivant l'équation des gaz parfaits.
• Concrètement, cela signifie que :– Il n'y a pas d'attractions intermoléculaires– Le volume des molécules est négligeable
par rapport au volume du contenant
• En réalité, les gaz se comportent comme desgaz parfaits à haute température et à bassepression.
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Exemple
L'hexafluorure de soufre, SF6, est un gaz incolore,
inodore et très stable. Calcule la pression en kPaexercée par 1,82 moles de ce gaz dans un contenanten acier de 5,43 litres à 45,0°C.